Trabajo colaborativo 1 by HALBIN SERRANO

1. Óxido de azufre - Oxido – categoría Ácido - SO3 Óxido de azufre (Vl) 0 Trióxido de Azufre

a. Nombres del óxido, de acuerdo con los diferentes sistemas de nomenclatura. Nomenclatura sistemática: trióxido de azufre Nomenclatura stock: óxido de azufre (VI) Nomenclatura tradicional: anhídrido sulfúrico Tipo de compuesto: anhídrido (no metal + oxígeno) b. Aspectos históricos, científico o cultura que descubrió el óxido Hoy hace 236 años (19 de abril de 1776) que Antoine-Laurent Lavoisier (17431794) presentó, en la Real Academia de Ciencias de Francia, sus investigaciones sobre la combustión; reclamando la prioridad del descubrimiento del oxígeno al identificar su papel fundamental en la combustión. Aunque el oxígeno fue aislado unos años antes, independientemente, por Carl Wilhem Scheele (17421786) y Joseph Priestley (1733-1804); estos no interpretaron correctamente su comportamiento químico. La prioridad del descubrimiento ha sido teatralizada en la obra Oxigeno, escrita por Roald Hoffmann y Carl Djerassi. También realizó experimentos en sentido contrario. Liberó oxígeno de algunos compuestos como el óxido de mercurio (repitiendo el experimento de Priestley) y comprobó que el peso perdido por el óxido era igual al ganado por el ambiente que le rodeaba. Caracterizó como elemento químico el oxígeno Comprobó que cuando un metal se oxida al aire, la ganancia de peso del material obtenido respecto al metal es igual al peso que pierde el aire. Identificó inequívocamente el papel del aire en la combustión y oxidación. Repitió los experimentos de químicos anteriores sobre el aire y sus componentes, dando nombre al oxígeno. La importancia del oxígeno para explicar las reacciones químicas fue magistralmente desvelada por Lavoisier en 1776, por lo que frecuentemente se considera a Lavoisier el descubridor del oxígeno. La historia del descubrimiento del oxígeno lleva a la reflexión sobre el descubrimiento científico y la consciencia de haber descubierto algo.

El nombre oxígeno procede de las palabras griegas oxys (ácido) y genos (generación). Propuso la teoría de que el oxígeno en una sustancia química producía la acidez de la misma; puesto que en aquella época, todas las sustancias con carácter ácido contenían oxígeno.

c. Propiedades físicas del óxido: peso molecular, densidad, estructura tridimensional, ángulos y longitud de enlace, puntos de fusión y ebullición, energía de disociación de enlace, entalpía de formación y carga parcial. Las principales propiedades trióxido de azufre (SO3) son:    

Densidad: 1,92 g/cm3. Masa molar: 80,06 g/mol. Punto de fusión: 16,9 °C. Punto de ebullición: 45 °C.

Fórmula semidesarrollada del Trioxido De Azufre (anhídrido Sulfúrico Líquido): SO3 Densidad del Trioxido De Azufre (anhídrido Sulfúrico Líquido): 1.92 g cm-3 Masa molecular UMA Unidad de Masa Atómica, Dalton del Trioxido De Azufre (anhídrido Sulfúrico Líquido): 80.06 g mol-1 Punto de fusión Temperatura del momento en el cual una sustancia pasa del estado sólido al estado líquido. del Trioxido De Azufre (anhídrido Sulfúrico Líquido): 144° F forma alfa, 90.5° F forma beta, 62.2° F forma gamma. Punto de ebullición Temperatura que debe alcanzar una substancia para pasar del estado líquido al estado gaseoso. del Trioxido De Azufre (anhídrido Sulfúrico Líquido): 113.0 °F a 760 mm Hg todas las formas. Las presiones relativas del óxido de azufre (VI) sólido son alpha < beta < gamma, tal y como indica su peso molecular relativo. La forma líquida del óxido de azufre (VI) coincide con la forma gamma. De modo que, calentando un cristal de α-SO3

hasta su punto de fusión, causa un aumento repentino de la presión de vapor, que puede ser tan potente como para hacer añicos el recipiente de cristal en el cual ha sido calentado. Este efecto se conoce como la “explosión alfa”3 SO3 es agresivamente higroscópico. De hecho, el calor de hidratación de las mezclas de óxido de azufre (VI) y madera o algodón pueden arder, ya que el SO3 deshidrata a los carbohidratos.

El Trióxido de Azufre (SO3) es un sólido incoloro humeante en condiciones normales, aunque en condiciones estándar (25ºC y 1 atm) se comporta como un gas, siendo el principal agente de la lluvia ácida. Existen dos métodos para obtener trióxido de azufre:  

Por destilación del ácido sulfúrico concentrado y óxido de fósforo (VI). Por oxidación de azufre con oxígeno en presencia de un catalizador de óxido de vanadio (V).

Al trióxido de azufre se lo conoce por la sigla SO3 y puede ser definido como un líquido transparente, oleoso, que no tiene color. Aunque en ocasiones puede adquirir un color blanco opaco marrón claro, pero esto será muy leve. Una presión de vapor elevada es lo que tiene en trióxido de azufre en condiciones normales. Sus humos van a reaccionar con la humedad que haya en el ambiente y esto a su vez producirá densa niebla de acido sulfúrico y nubes blanca. En el mercado el trióxido de azufre puede ofrecerse en dos calidades. Una de ellas es estabilizado y la otras no estabilizado.

e preguntaras cual es el agente que causa la lluvia acida, pues ese es el trióxido de azufre. De seguro te es mas familiar el término oxido de azufre o dióxido de azufre, la diferencia esta en el número de sus átomos. Se puede decir de ellos en una descripción general que son importantes agentes de deshidratación.

d. Propiedades químicas del óxido: estado de oxidación y configuración electrónica de los elementos que componen el óxido. Reactividad frente a agua, ácidos fuertes y débiles, bases fuertes y débiles. Se deben incluir las ecuaciones debidamente balanceadas así como los valores de energía libre de reacción, energía libre de reacción estándar y entalpía de reacción Propiedades químicas El tritóxido estabilizado tendrá una sustancia que precisamente ayuda a mantenerlo en ese estado. Y demora la formación de formas alfa y beta con un mayor punto de efusión y que son indeseables. El trióxido de azufre en una clase de químico que sin embargo, esta compuesto por átomos de azufre y de oxigeno. Forma parte de algunos tipos de contaminación que pueden producirse en el aire. Además, el SO3 es un agente deshidratante considerado muy poderoso. Que se obtiene por oxidación del anhídrido sulfuroso. A través del calentamiento de ácido sulfúrico se desprende el trióxido. Todo el proceso es fácil de entender, el azufre estando en condiciones reacciona con el oxígeno del aire. Esto produce dióxido de azufre conocido como SO2, que también es un gas denso, con olor a azufre quemado, incoloro, y además es muy tóxico. Este a la vez por otra oxidación va a producir anhídrido sulfúrico o trióxido de azufre. El trióxido puede reaccionar con el vapor de agua que existe en el aire, esto va a producir, ácido sulfúrico. El SO3 se utiliza fundamentalmente par ala preparación del ácidos sulfónicos y por supuesto el ácido sulfúrico. Es también, junto a dióxido de azufre considerado de los más importantes en cuanto a la serie de óxidos de azufre. En la molécula del SO3, el número de oxidación del átomo de azufre es de +6 y tiene una carga formal de 0. Además hay que destacar que está rodeado de 6 pares de electrones. Además tienes que tener en cuenta que el azufre es muy abundante en la naturaleza. Altamente oxidante, es reducido por elhidrógeno y el platino.

Fuentes de emisión La combustión de cualquier sustancia que contenga azufre, producirá SO2 y SO3. La cantidad relativa de óxidos superior e inferior formados no depende demasiado de la cantidad de oxígeno presente (a diferencia de los óxidos de carbono) . El dióxido siempre se forma en cantidades superiores en las condiciones de cualquier combustión. La cantidad de SO3 producida depende de las condiciones de la reacción, especialmente de la temperatura y oscila entre el 1% y el 10% de los óxidos de azufre producidos. La forma gaseosa es una molécula trigonal plana de simetría D3h, como predice la teoría TREPEV. En la molécula del SO3, el átomo de azufre tiene un número de oxidación de +6, con una carga formal de 0, y está rodeado de 6 pares de electrones. Desde la perspectiva de la teoría de orbitales moleculares, la mayor parte de estos pares de electrones son no-enlazantes, comportamiento típico de las moléculas hipervalentes. En presencia de agua reacciona violentamente dando lugar a la formación de ácido sulfúrico, haciendo que sea altamente corrosivo. El SO3 es el anhídrido ácido del H2SO4, de manera que se produce la siguiente reacción:

SO3(l) + H2O(l) → H2SO4(l) (-88 kJ mol−1) La reacción es rápida y exotérmica. Alrededor de 340ºC, el ácido sulfúrico, el óxido de azufre (VI) y el agua coexisten en concentraciones significativas de equilibrio. El óxido de azufre (VI) también reacciona con cloruro de azufre (II) para producir cloruro de tionilo SO3 + SCl2 → SOCl2 + SO 397.77 kJ/mol2 Entalpia: 397.77 kJ/mol Entropía: 256.77 J.K–1.mol–1 e. Métodos de síntesis y/o procesos industriales por los cuales se obtiene el óxido, indicando las fases y etapas del proceso, así como las ecuaciones químicas debidamente formuladas El óxido de azufre (IV) puede ser preparado en laboratorio por pirólisis en dos etapas a partir de hidrogenosulfato de sodio

1) Deshidratación

2NaHSO4 → Na2S2O7 + H2O a 315°C 2) Cracking Na2S2O7 → Na2SO4 + SO3 a 460°C

Este método funcionar para otros hidrogenosulfatos metálicos, siendo el factor controlante la estabilidad de la sal intermedia del pirosulfato.

Industrialmente, el óxido de azufre (VI) se obtiene por proceso de contacto. El óxido de azufre (VI), obtenido generalmente quemando azufre o pirita, primero es purificado por precipitación electrostática. El óxido de azufre (VI) purificada es oxidado en atmósfera de oxígeno a 400-600ºC sobre un catalizador de pentóxido de vanadio V2O5 activado con óxido de potasio K2O en soporte de sílice o de Kieselguhr. Con platino también funciona muy bien pero es demasiado caro y es más fácilmente contaminado por impurezas.

La mayoría del óxido de azufre (VI) hecho de esta manera es convertido en ácido sulfúrico, pero no por adición directa de agua, con la que formaría vapores; sino por absorción en ácido sulfúrico concentrado y dilución con agua del oleum producido. Descripción del Trióxido De Azufre (anhídrido Sulfúrico Líquido): Sólido incoloro a amarillo. Existe en tres fromas, donde la forma alfa es estable, mientras que la forma beta y gamma son metaestables. Usos del Trióxido De Azufre (anhídrido Sulfúrico Líquido): Sulfonación de compuestos orgánicos, intermediario en la manufactura de ácido sulfúrico y explosivos. Propiedades del Trióxido De Azufre (anhídrido Sulfúrico Líquido): Es un agente oxidante fuerte y reacciona con agua y aire. Obtención del Trióxido De Azufre (anhídrido Sulfúrico Líquido): Se prepara por acción del oxígeno sobre el dióxido de azufre en presencia de un catalizador, como puede ser: asbestos platinizados, sulfato de manganeso platinizado óxido férrico o compuestos de de vanadio.

2. Óxido de Berilio a. Nombres del óxido, de acuerdo con los diferentes sistemas de nomenclatura. Nomenclatura sistemática: monóxido de berilio Nomenclatura stock: óxido de berilio Nomenclatura tradicional: óxido berílico Tipo de compuesto: óxido metálico (metal + oxígeno) Otros nombres: Berilia, Termalox, Súper berilia, Cerámica berilia, bromelita.

b. Aspectos históricos, científico o cultura que descubrió el óxido. El berilio fue descubierto relativamente pronto, porque hay cantidades muy grandes en la Tierra en muchos compuestos, fundamentalmente rocas. En los siglos XVII y XVIII los químicos se dedicaron a intentar aislar elementos de todos los compuestos que caían en sus manos, y las rocas fueron uno de sus principales objetivos: en 1798 Louis Vauquelin identificó un elemento nuevo en el berilo - el berilio. El nombre, no demasiado original, se debe simplemente a que el primer mineral en el que Vauquelin lo descubrió fue, como hemos dicho, el berilo, una roca muy conocida desde la antigüedad. El nombre berilo viene del griego beryllos y éste, a su vez, a través de diversas influencias, del Tamil veiruor, “volverse pálido o blanco”. De modo que el nombre de este elemento es, en última instancia, indio. El berilio, como se dijo antes, fue descubierto en forma de su óxido por el químico francés L.N. Vauquelin en 1798 y aislado por primera vez en Alemania en 1828, por Wöhler, quien le llamo glicinum por el sabor dulce de sus sales. Sus usos principales se originan alrededor de 1920, cuando se descubrió que, si al cobre se le agregaba tan solo un 2% de berilio, se obtenía una aleación seis veces más resistente que él. Las aleaciones berilio-cobre resisten las altas temperaturas y la corrosión, son muy duras, no magnéticas y no producen chispas (son no pirofóricas). Todas estas propiedades son de especial importancia para gran número de industrias de alta tecnología.

Posteriormente, fue obtenido por A.B Bussy, mediante reducción del cloruro de berilio con potasio. Más adelante, Lebeau lo obtuvo puro mediante electrólisis de tetrafluoroberilato de sodio, Na2BeF4 Entre 1945 y 1950 se comprobó que el Be representaba un alto riesgo ocupacional por lo que, en los Estados Unidos, la OSHA estableció, en 1949, el primer nivel permisible para un metal en aire, el cual precedió, por unos 25 años, a límites similares para otros metales. c. Propiedades físicas del óxido: peso molecular, densidad, estructura tridimensional, ángulos y longitud de enlace, puntos de fusión y ebullición, energía de disociación de enlace, entalpía de formación y carga parcial.

Peso Molecular Densidad Estructura tridimensional

Propiedades Físicas del Óxido de Berilio 25,01 g/mol 3,01 g/ml

Ángulos y longitud de enlace Punto de fusión Punto de ebullición Energía de disociación de enlace Entalpía de formación Carga Parcial

Radio covalente (Å) Radio iónico (Å) Radio atómico (Å) 2507 °C 3900 °C 9,38

0,90 0,31 1,12

Estado de oxidación

Be = 0 +1 +2 O = -2 -1 0 +1 +2

Configuración electrónica

Be = 1s2 2s2 O = 1s2 2s2 2p4

Reactividad

Con Agua: Solubilidad en agua a 20º C: ninguna. Ácidos fuertes: Ácidos débiles: Bases fuertes: Bases débiles:

e. Métodos de síntesis y/o procesos industriales por los cuales se obtiene el óxido, indicando las fases y etapas del proceso, así como las ecuaciones químicas debidamente formuladas. El monóxido de berilio se obtiene mediante la calcinación del carbonato de berilio, por la deshidratación de hidróxido de berilio o al encender el metal, siendo las fórmulas respectivas: BeCO3 » BeO + CO2 Be(OH)2 » BeO + H2O 2Be + O2 » 2 BeO Encender el berilio en el aire da una mezcla de BeO y Be 3N2 nitruro. A diferencia de los óxidos formados por el grupo 2, el óxido de berilio es anfótero y no básica. El óxido de berilio formado a altas temperaturas es inerte, pero se disuelve fácilmente en bifluoruro de amonio acuoso caliente o una solución caliente de ácido sulfúrico concentrado y sulfato de amonio.

f. Aspectos de seguridad para la manipulación y disposición del óxido, pictogramas, frases R y S e impactos medioambientales. ESTADO FISICO; ASPECTO Cristales blancos o polvo. PELIGROS QUIMICOS Por calentamiento intenso se producen humos tóxicos. LIMITES DE EXPOSICION TLV (como componentes de Be): 0.002 mg/m3 (como TWA); 0.01 mg/m3 (como STEL); A1 (ACGIH 2003). MAK (como componentes de Be): Sah (sensibilizante respiratorio y cutáneo); Carcinógeno: categoría 1 (DFG 2003) VIAS DE EXPOSICION La sustancia se puede absorber por inhalación del aerosol y por ingestión. RIESGO DE INHALACION La evaporación a 20°C es despreciable; sin embargo, se puede alcanzar rápidamente una concentración nociva de partículas en el aire al dispersar. EFECTOS DE EXPOSICION DE CORTA DURACION La sustancia irrita los ojos, la piel y el tracto respiratorio. La inhalación del polvo puede originar neumonitis química. La exposición puede producir la muerte. Los efectos pueden aparecer de forma no inmediata. Se recomienda vigilancia médica. EFECTOS DE EXPOSICION PROLONGADA O REPETIDA El contacto prolongado o repetido puede producir sensibilización de la piel. Los pulmones pueden resultar afectados por la exposición prolongada o repetida, dando lugar a daño crónico por berilio (tos, pérdida peso, debilidad). Esta sustancia es carcinógena para los seres humanos. La alta exposición puede causar bronquitis o neumonía con fiebre, tos y falta de aire. La exposición repetida puede causar cicatrices permanentes en los pulmones con cansancio, pérdida de peso. Años más tarde pueden presentarse lesiones pulmonares e insuficiencia cardíaca. A menos que se pueda reemplazar por una sustancia menos tóxica, la implementación de controles es la herramienta más adecuada a la hora de manipular este tipo de sustancias peligrosas. Por ejemplo:   

Proveer ventilación por extracción localizada en el lugar de las emisiones químicas. Reducir la exposición aislando las operaciones. Uso de respiradores o equipo de protección adecuado, como también capacitación sobre su uso.

     

Si el óxido entra en contacto con la piel, lávese o dúchese inmediatamente para eliminar la sustancia. No coma, beba o fume donde se manipula, procesa o almacena, ya que puede tragarse la sustancia. Use una aspiradora o un método húmedo para reducir el polvo durante la limpieza. No barra en seco. Se debe estar capacitado en el manejo de sustancias peligrosas antes de proceder a trabajar con óxido de berilio. Debe existir un área demarcada para el almacenamiento y manipulación de esta sustancia. Para la disposición final se debe buscar entidades especializadas. Las cuales se encargan del tratamiento y eliminación de las mismas, teniendo en cuenta los debidos procesos para que no haya afectación a personas, ni al medio ambiente.

A continuación se presentan las frases de peligrosidad y pictogramas:

La sustancia es muy tóxica para los organismos acuáticos. La sustancia puede causar efectos prolongados en el medio acuático. g. Usos y aplicaciones del óxido.

El óxido de berilio se encuentra en forma natural como mineral bromellita, y puede sintetizarse calentando berilio en atmosfera de oxigeno o por descomposición de carbonato o hidróxido de berilio. Es un óxido anfótero, capaz de reaccionar con ácidos para formar sales y con bases para formar los denominados berilatos. El óxido de berilio se usa en la producción de materiales refractarios de berilio y berilio-cobre, y en la fabricación de transistores y de circuitos integrados. También se emplea cuando son necesarias elevada conductividad térmica y propiedades mecánicas, punto de fusión elevado y aislamiento eléctrico. El óxido de berilio se utiliza en muchas partes de semiconductores de alto rendimiento para aplicaciones como equipos de radio, ya que tiene una buena conductividad térmica al mismo tiempo ser un buen aislante eléctrico. Se utiliza como un relleno en algunos materiales de interfaz térmica, tales como grasa térmica. Algunos dispositivos semiconductores de potencia han utilizado cerámica de óxido de berilio entre el chip de silicio y la base de montaje de metal del paquete con el fin de lograr un menor valor de resistencia térmica que para una construcción similar hecho con óxido de aluminio. También se utiliza como una cerámica estructurales para dispositivos de alto rendimiento de microondas, tubos de vacío, magnetrones, y los láseres de gas. El óxido de berilio se emplea para la fabricación de crisoles, en pastas refractarias especiales, dada sus buenas aptitudes para aguantar el choque térmico a elevadas temperaturas. Es usado en la formulación de las porcelanas modernas. Es altamente tóxico, aunque el óxido es de todos los compuestos de berilio el menos tóxico. El alto punto de fusión del óxido de berilio le convierte en un material muy adecuado para el trabajo nuclear. El berilio y su óxido, la berilia, se usan también en la generación de energía nuclear como moderadores en el núcleo de reactores nucleares, debido a la tendencia del berilio a retardar o capturar neutrones. Entre otras aplicaciones importantes del monóxido de berilio se encuentran:    

Tubos de vacío. Motores de cohetes. Conductividad térmica. Estructuras de cerámica.

3. Óxido de Carbono a. Nombres del óxido, de acuerdo con los diferentes sistemas de nomenclatura.

stock: óxido de carbono (II) tradicional: anhídrido carbonoso

b. Aspectos históricos, científico o cultura que descubrió el óxido. El monóxido de carbono fue descubierto por el químico francés de Lassone en 1776 mientras calentaba óxido de zinc con coque. Erróneamente creyó que se trataba de hidrógeno porque generaba una llama de color azul. Más tarde en 1800, el químico inglés William Cruikshank comprobó que dicho compuesto contenía carbono y oxígeno. Sus propiedades tóxicas del CO fueron investigadas en profundidad por el físico francés Claude Bernard en 1846. Envenenando perros con el gas detectó que su sangre se tornaba más rojiza y brillante en todos los tejidos. Durante la Segunda Guerra Mundial, el monóxido de carbono fue usado en los motores de los vehículos ya que escaseaba la gasolina. Se introducía carbón mineral o vegetal y el monóxido de carbono generado por gasificación alimentaba al carburador. El CO también fue usado como un método de exterminio durante el Holocausto en los campos de concentración

Estados de Oxidación y Configuración electrónica:

CARBONO: Configuración electrónica: [He] 2s2 2p2 Estados de oxidación:

-4 +2 +4

OXIGENO: Configuración electrónica: [He] 2s2 2p4 Estados de oxidación:

-2

El monóxido de carbono también denominado óxido de carbono (II), gas carbonoso y anhídrido carbonoso (los dos últimos cada vez más en desuso) cuya fórmula química es CO, es un gas inodoro, incoloro y altamente tóxico. Puede causar la muerte cuando se respira en niveles elevados. Las principales propiedades del CO son: •

Densidad: 1,25 g dm-3 (0ºC).

•

Masa Molar: 28,0 g/mol.

•

Punto de fusión: -199 ºC.

•

Punto de ebullición: -191,5 ºC.

•

Límites de explosividad: 12,5-74% V.

•

Temperatura de ignición: 605°C.

El monóxido de carbono se encuentra presente en: •

En los calentadores de propano.

•

En los sistemas de calefacción.

•

En los motores de los automóviles.

•

Carbón, petróleo, propano, o gasolina.

•

Calentadores de agua en los que se utiliza gas natural

El gas generador se forma por la combustión del carbón con oxígeno a elevadas temperaturas. El proceso se lleva a cabo en un horno en el que el aire pasa a través de un lecho de coque. 

O2 + 2 C ↔ 2 CO DH = - 221 kJ/mol

El gas de síntesis, también llamado gas de agua, se produce por medio de una reacción endotérmica entre el vapor de agua y el carbón: 

H2O + C ↔ H2 + CO DH = 131 kJ/mol

El monóxido de carbono también es un subproducto de la reducción de minerales formados por óxidos metálicos en presencia de carbón, tal y como se indica de forma simplificada en la siguiente reacción: 

MO + C ↔ M + CO ΔH = 131 kJ/mol

El CO es el anhídrido del ácido fórmico. Por esta razón, puede obtenerse también mediante la deshidratación del ácido fórmico, por ejemplo, con el ácido sulfúrico. Otra posible vía de obtención del monóxido de carbono en el laboratorio implica el calentamiento de una mezcla constituida por zinc y carbonato de calcio pulverizada. 

Zn + CaCO3 → ZnO + CaO + CO

e. Métodos de síntesis y/o procesos industriales por los cuales se obtiene el óxido

Se produce por la combustión deficiente de sustancias como gas, gasolina, keroseno, carbón, petróleo, tabaco o madera. Las chimeneas, las calderas, los calentadores de agua o calefactores y los aparatos domésticos que queman

combustible, como las estufas u hornallas de la cocina o los calentadores a queroseno, también pueden producirlo si no están funcionando bien. Los vehículos detenidos con el motor encendido también lo despiden. También se puede encontrar en las atmósferas de las estrellas de carbono. El monóxido de carbono se produce mediante la oxidación de gas natural o por reacción del gas del agua y se forma en la combustión de los combustibles fósiles. La obtención del monóxido de carbono en laboratorios se consigue mediante la deshidratación de ácido metanoico con ácido sufúrico concentrado.

f. Aspectos de seguridad para la manipulación y disposición del óxido, pictogramas, frases R y S e impactos medioambientales. PRIMEROS AUXILIOS Inhalación: * Los síntomas de asfixia pueden incluir la pérdida de consciencia o movilidad. La víctima puede no haberse dado cuenta de que se asfixia. * Concentraciones pequeñas de producto (3 a 5 %) provocan aumento de la frecuencia respiratoria y dolor de cabeza. * Retirar a la víctima a una zona no contaminada llevando colocado un equipo de respiración autónomo de presión positiva. * Mantener a la víctima caliente y en reposo. * Aplicarle la respiración artificial, si es preciso. * Llamar al médico. Contacto con la piel y los ojos: * Lavar los ojos inmediatamente, al menos durante 15 minutos. Levantar los párpados para mejorar el lavado. * En caso de congelación rociar con agua abundante la parte afectada al menos durante 15 minutos. Aplicar un vendaje estéril. * Obtener asistencia médica. Ingestión: * La ingestión no está considerada como vía potencial de

Exposición

ETIQUETADO DE LOS RECIPIENTES: Pictogramas : * Nº 2.2: Gas no inflamable, no tóxico. Frases de riesgo: * Gas licuado a alta presión * R As. Asfixiante en grandes concentraciones. Frases de seguridad: * S 9. Consérvese el recipiente en lugar bien ventilado * S 23. No respirar los gases.

• Código de pictogramas de peligro : GHS06 - GHS02 - GHS08 - GHS04 MÁ M— M“ M« • Palabra de advertencia: Peligro • Indicación de peligro: H220 - Gas extremadamente inflamable. H280 - Contiene gas a presión; peligro de explosión en caso de calentamiento. H331 - Tóxico en caso de inhalación. H360D - Puede perjudicar la fertilidad o dañar al feto. H372 - Provoca daños en los órganos tras exposiciones prolongadas o repetidas. • Consejos de prudencia - Prevención: P260 - No respirar el polvo, el humo, el gas, la niebla, los vapores o el aerosol. P210 - Mantener alejado de fuentes de calor, chispas, llama abierta o superficies calientes. – No fumar.

P202 - No manipular la sustancia antes de haber leído y comprendido todas las instrucciones de seguridad. - Respuesta: P304+P340+P315 - EN CASO DE INHALACIÓN : Transportar a la víctima al exterior y mantenerla en reposo en una posición confortable para respirar. Consulte a un médico inmediatamente. P308+P313 - EN CASO DE exposición manifiesta o presunta: Consultar a un médico. P377 - Fuga de gas en llamas : No apagar, salvo si la fuga puede detenerse sin peligro. P381 - Eliminar todas las fuentes de ignición si no hay peligro en hacerlo. - Almacenamiento: P403 - Almacenar en un lugar bien ventilado. P405 - Guardar bajo llave

g. Usos y aplicaciones del óxido. El monóxido de carbono se puede usar en la industria para sintetizar una variedad de compuestos tales como anhídrido acético, policarbonatos, ácido acético y policetona. - Químicos: El monóxido de Carbono y los gases de Sintesis son la materia prima en la fabricación del Policarbonato, Poliuretano y en la fabricación basada en OxyAlcohol en procesos SMR y ATR. El Monóxido de Carbono es utilizado en la fabricación de metales carbonilos. - Laboratorios & análisis: El Monóxido de Carbono se utiliza en Mezclas de gases de calibración para la industría petroquímica, monitorización de emisiones ambientales, control de higiene industrial y traza de impurezas en analizadores.

4. Óxido de Calcio a. Nombres del óxido, de acuerdo con los diferentes sistemas de nomenclatura.

Monóxido de calcio Oxido de calcio (II) Cal viva

Naturaleza: La cal es un término que designa todas las formas físicas en las que pueden aparecer el óxido de calcio (CaO) denominados también, cal viva (o generalmente cal) y dolomía calcinada respectivamente. Este producto se obtiene como resultado de la calcinación de las rocas (calizas o dolomías). Adicionalmente, existe la posibilidad de añadir agua a la cal viva y a la dolomía calcinada obteniendo productos hidratados denominados comúnmente cal apagada ó hidróxido de calcio (Ca (OH)2) y dolomía hidratada (CaMg (OH)4). Otras denominaciones de la cal viva son las siguientes: Cal, Cal aérea, Cal de construcción, Cal química, Cal de albañilería y Cal fundente.

b. Aspectos históricos, científico o cultura que descubrió el óxido.

La historia no nos dice dónde empezó la práctica de la quema de piedra caliza para obtener cal viva. Sabemos que la civilización cretense en el Mediterráneo utilizó la cal como mortero para albañilería hace más de tres mil años. En la China su utilización es de igual antigüedad: La Gran Muralla China contiene morteros de cal. Está bien probado que la cal es un material apropiado y duradero para la construcción. El acueducto Pont du Gard en Nimes al Sur de Francia, construido en el año 18 A.C. con mortero basado en cal hidráulica, es todavía impermeable. La excelencia del mortero se atribuye a la selección del material y también al tiempo empleado en apisonar la mezcla durante la construcción. Hasta el siglo XX, la cal fue

el principal agente cementante empleado en la construcción de viviendas y era ampliamente aplicado en concretos, morteros y enlucidos. Fue también aprovechada como un acabado decorativo en muchos edificios.

En el siglo XIX fue desarrollado el cementa Portland (OPC), que es considerablemente más fuerte que la cal. A un que el cemento Portland es mucho más complejo y caro de producir, fue promocionado extensamente y a comienzos del siglo XX ya era muy popular. En unas cuantas décadas ya estuvo siendo utilizado en morteros y enlucidos, no obstante sus desventajas técnicas en comparación con la cal. En la actualidad domina el mercado del cemento.

Aspecto y color: Polvoblanco hgroscópico. Olor: Inodoro. Densidad relativa (agua=1): 3.3-3.4 Solubilidad en agua: Reacciona formando hidróxido de calcio. Punto de ebullición a 101.325 kPa: 2850º C Peso molecular: 56.13.

Estabilidad y reactividad Reacciona violentamente con ácidos fuertes, agua, trifluoruro de cloro o trifluoruro de boro,reacciona con agua generando el calor suficiente para encender materiales combustibles. Condiciones que deben evitarse: Evitar el contacto con el agua. Materiales a evitar: Acidos fuertes, agua,trifluoruro de cloro, trifluoruro de boro.

Estructura de Lewis

La cal es un término que designa todas las formas físicas en las que pueden aparecer el óxido de calcio y el óxido de calcio de magnesio, denominados también, cal viva (o generalmente cal) y dolomía calcinada respectivamente. Estos productos se obtienen como resultado de la calcinación de las rocas.

Cuando a una caliza mas o menos pura la sometemos a una cocción (900-1000°C) se verifica la siguiente reacción:

CaCO3 + calor  CO2 + CaO

Se denomna al óxido de calcio, Cal viva, cuando se presenta en terrones recibe el nombre de cal en terrones. La ca viva es un producto inestable, por tener gran avidez para el agua, con la que reacciona de la siguiente manera

CaO + H2O  Ca(OH)2 + 15100 calorias

Los suelos ácidos requieren de la aplicación de enmiendas calcáreas que se usan como correctivos. Dicha técnicas se conoce como el encalado y consiste en añadir compuestos de calcio al suelo. Así, los iones bicarbonato (H CO3- ) neutralizan a los iones H+. Con ellos se busca llevar a los suelos a un pH cercano al pH entre 6,5 y 7,5. El pH neutro mejora la calidad del suelo y, por consiguiente, el de las cosechas. Sus efectos son los siguientes: Aumenta la disponibilidad de calcio, de magnesio y de fósforo Aumenta la acción de las bacterias fijadoras de nitrógeno Se incrementa la cantidad y la acción de los microorganismos responsables de la descomposición de la materia orgánica y de las transformaciones del nitrógeno, el azufre y el fósforo ( ciclos biológicos) Se reduce la solubridad de elementos como el a aluminio y magnesio, que pueden ser tóxicos para las plantas. En la técnica del encalado generalmente se usan sustancias como: El carbonato de calcio y magnesio se extraen de propósitos calcáreos o canteras. Conchilla molida, que son restos de conchas marinas. Cal viva u óxido de calcio y cal hidratada o hidróxido de calcio. Ambas tienen una reacción rápida, sin embargo la cal viva no es aconsejada por algunos técnicos porque destruye la materia orgánica.

e. Métodos de síntesis y/o procesos industriales por los cuales se obtiene el óxido

La cal viva se obtiene por calcinación de la caliza , con un alto contenido en carbonato de calcio (CaCO3), a una temperatura de unos 900 ºC según la siguiente reacción: CaCO3 + calor → CaO + CO2 La calcinación, de manera industrial, tiene lugar en hornos verticales u horizontales rotativos. De manera artesanal puede ser en un horno tradicional, romano o árabe. La densidad del óxido de calcio es de 1000kg/m³.

f. Aspectos de seguridad para la manipulación y disposición del óxido, pictogramas, frases R y S e impactos medioambientales.

FRASES (R)  R37- Irrita las vías respiratorias.  R38- Irrita la piel.  R41- Riesgo de lesiones oculares graves. FRASES (S)  S2- Manténgase fuera del alcance de los niños.  S25- Evítese el contacto con los ojos.  S26- En caso de contacto con los ojos, lávense inmediata y abundantemente con agua y acúdase a un médico.  S37- Úsense guantes adecuados.  S39- Úsese protección para los ojos/la cara. 

FRASES (H)  H315: Irritación o corrosión cutáneas, categoría 2. Provoca irritación cutánea.  

H318: Lesiones oculares graves o irritación ocular, categoría 1. Provoca lesiones oculares graves. H335: Toxicidad específica en determinados órganos-exposión única, categoría 3, irritación de las vías respiratorias. Puede irritar las vías respiratorias.

g. Usos y aplicaciones del óxido. Tratamiento de aguas de consumo (potabilización): Se emplea para ablandar, purificar, eliminar turbiedad, neutralizar la acidez y eliminar la sílice y otras impurezas con el fin de mejorar la calidad del agua que consumen las personas. Tratamiento de aguas residuales y de lodos: Se utiliza, de manera muy habitual, en los tratamientos convencionales químicos de aguas residuales industriales, básicamente, de carácter inorgánico. También se utiliza ampliamente en el tratamiento o línea de lodos en las plantas de depuración de aguas residuales urbanas o en aguas industriales de carácter orgánico. Remineralización de agua desalinizada: La adición de cal permite realizar un acondicionamiento del agua desalinizada que puede ir desde un ajuste de pH y reducción de la agresividad, hasta la Remineralización de las aguas por el aporte de calcio. La cal es imprescindible para el tratamiento final de las aguas procedentes de la desalinización del agua del mar puesto que aporta uno de los compuestos nutricionales básicos - el calcio - y es necesaria para el mantenimiento del equilibrio cal-carbónico, con el fin de evitar incrustaciones o corrosiones. Depuración de gases: La cal, dependiendo del proceso, es el desulfurante más rentable y natural que elimina el anhídrido sulfuroso y otros gases ácidos (HCl, HF y NOx) de los humos industriales de incineradoras de residuos sólidos urbanos, de centrales térmicas y de la industria en general. La cal también se emplea para eliminar los compuestos orgánicos persistentes (COP) como son dioxinas y furanos, y metales pesados de incineradoras municipales e industriales.

5. Oxido de Litio

a. Nombres del óxido, de acuerdo con los diferentes sistemas de nomenclatura. Nomenclatura sistemática: Monóxido de dilitio

Nomenclatura stock: Óxido de Litio (I) Nomenclatura tradicional: Óxido de litio Tipo de compuesto: óxido metálico (oxígeno + metal)

b. Aspectos históricos, científico o cultura que descubrió el óxido 

Descubridor: Johan August Arfvedson

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Lugar de descubrimiento: Estocolmo (Suecia) Año de descubrimiento: 1817 Origen del nombre: Proviene de la palabra griega "lithos" que significa "piedra", aparentemente debido a que fue descubierto en un mineral y no se encontraba libre en la naturaleza. El mineral donde fue descubierto es la Petalita, de fórmula: [(Li, Na)(AlSi4O10)] Obtención: Fue descubierto por Arfvedson en 1817, Arfvedson encontró el nuevo elemento en la espodumena y lepidolita de una mina de petalita integrado como hidróxido de litio.

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Peso molecular: 29,88g/mol Densidad: 2,013 g / cm 3 Estructura tridimensional: El óxido de litio o antifluorita tiene una estructura cúbica cuya celda unidad presenta iones O2- y Li+. Los iones O2se encuentran formando una red cúbica compacta y los iones litio se encuentran ocupando las ocho posiciones tetraédricas existentes en la celda unidad cúbica compacta.

Esta estructura y la de la fluorita, CaF2 son similares; tan solo se diferencian en que las posiciones de aniones y cationes están intercambiadas. Por ello recibe el nombre de antifluorita.

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Longitud de enlace: constante de unión iónica Punto de fusión: 1570 ° C de 1843 K Puntos de ebullición: 2600°C Energía de disociación de enlace: Entalpía de formación: -20,01 KJ / g Carga parcial: Básico

e. Métodos de síntesis y/o procesos industriales por los cuales se obtiene el óxido, indicando las fases y etapas del proceso, así como las ecuaciones químicas debidamente formuladas

El Óxido de litio se forma junto con pequeñas cantidades de peróxido de litio cuando el metal de litio se quema en el aire y se combina con oxígeno: 4Li + O2 --------->2Li2O También puede ser producido por la descomposición térmica del peróxido de litio, Li2O2 a 450 ° C 2 Li2O2 → 2Li2O + O2

f. Aspectos de seguridad para la manipulación y disposición del óxido, pictogramas, frases R y S e impactos medioambientales. Aspectos de seguridad para la manipulación y disposición del óxido: Corrosivo, reacciona violentamente con el agua Pictograma:

Peligros índices de la UE: No está listado

g. Usos y aplicaciones del óxido.      

Fabricación de vidrio. Baterías de iones de litio. Elaboración de cerámicas. Absorbente del gas dióxido de carbono se utiliza como fundente en esmaltes cerámicos Un uso posible nuevo es como un reemplazo de óxido de cobalto litio como cátodo en las baterías de iones de litio utilizadas para alimentar dispositivos electrónicos, desde teléfonos móviles a los ordenadores portátiles a los coches con pilas

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